Isotópico del agua
Los isótopos son variedades de átomos del mismo elemento químico, que tiene la misma carga nuclear y la estructura de capas de electrones, que difieren en la masa de los núcleos. La diferencia de masa se debe al hecho de que los núcleos isotópicos contienen el mismo numero protones pag y número diferente neutrones norte. Las combinaciones de diferentes átomos de isótopos dan un conjunto de moléculas de isotopólogos.
Los isotopólogos son moléculas que difieren únicamente en la composición isotópica de los átomos que las componen. Un isotopólogo está compuesto por al menos un átomo de un determinado elemento químico, que se diferencia en el número de neutrones del resto.
La molécula de agua consta de dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
El hidrógeno tiene dos isótopos estables: protio (H) - 1 H y deuterio (D) - 2 H.
El oxígeno tiene tres isótopos estables: 16O, 17O y 18O.
La molécula de 1 H 2 16 O es la más ligera de todos los isotopólogos del agua. Es el agua 1 H 2 16 O la que debe considerarse agua clásica o ligera.
AGUA PESADA Y LIGERA
El agua ligera como composición monoisotópica 1 H 2 16 O es el caso límite de la pureza isotópica. EN vivos tal agua de luz pura no existe. Para obtener un isotopólogo 1 H 2 16 O, se lleva a cabo o se sintetiza una purificación fina de aguas naturales en varias etapas a partir de los elementos iniciales 1 H 2 y 16 O 2 . El agua natural es una mezcla multicomponente de isotopólogos. El contenido del isotopólogo más ligero supera significativamente la concentración de todos los demás combinados.
Hasta 1932, nadie tenía idea de que también podría haber agua pesada en la naturaleza, que podría incluir isótopos pesados de hidrógeno: deuterio y tritio, incluso en pequeñas cantidades. Fue esta circunstancia la razón por la que estos elementos se "escondieron" de los científicos, disfrazándose de errores experimentales y precisión de medición insuficiente. Hidrógeno pesado: el deuterio fue descubierto por el químico físico estadounidense Harold Urey (1893-1981) en 1931. G. Urey ordenó a uno de sus asistentes que evaporara seis litros de hidrógeno líquido, y en la última fracción con un volumen de 3 cm, se descubrió por análisis espectral para el primera vez. Los científicos llegaron a la conclusión de que, aparentemente, existe un isótopo pesado de hidrógeno con un peso atómico de 2. En 1932, G. Urey y E.F. Osborne fue descubierto por primera vez en agua natural agua pesada. Dos años más tarde, Harold Urey fue premiado premio Nobel. El descubrimiento del tercer isótopo de hidrógeno superpesado de tritio con un peso atómico de 3 se mantuvo en secreto por razones estratégicas durante los primeros años. En 1951 se obtuvo y estudió el agua de tritio. Si el agua de deuterio ya ha sido bien estudiada en casi todas las ramas de la ciencia y la tecnología, entonces la hora "estrella" del agua de tritio aún no ha llegado, porque hay una cantidad muy pequeña de tritio en la Tierra. En total, pesa unos 25-30 kg en la Tierra y se encuentra principalmente en las aguas del mundo (unos 20 kg). Pero su cantidad en las aguas de la Tierra aumenta constantemente, ya que se forma durante el bombardeo de los núcleos de nitrógeno y oxígeno de la atmósfera por los rayos cósmicos. Como resultado, el contenido de tritio en las aguas originales (relictos) aumenta continuamente. A diferencia del protio y el deuterio, el tritio es un elemento radiactivo con una vida media de nueve años. En cuanto a sus propiedades, el agua de tritio superpesada difiere más del agua de protio (ligera) que del agua de deuterio. El tritio se genera en las capas ultra altas de la atmósfera principalmente cuando los núcleos de nitrógeno y oxígeno son bombardeados por neutrones de radiación cósmica. En el agua natural, el contenido de tritio es insignificante, solo del 10 al 18 por ciento atómico. Y sin embargo, está en el agua que bebemos, y por largos años vida que inflige daño sustancial nuestros genes, causando el envejecimiento, la enfermedad. El agua de deuterio pesado se obtiene con una escasa presencia de agua de tritio concentrada en el residuo electrolítico después de la descomposición electrolítica del agua natural, así como durante la destilación fraccionada del hidrógeno líquido. producción industrial agua pesada aumenta cada año en casi todos los países, y especialmente en países con armas nucleares. El agua pesada se utiliza principalmente como moderador de neutrones rápidos en la fisión de elementos radiactivos en reactores nucleares. La perspectiva de usar agua pesada para las necesidades de la humanidad es grandiosa. El agua pesada puede convertirse en una fuente inagotable de energía: 1 gramo de deuterio puede proporcionar 10 millones de veces más energía que la combustión de 1 gramo de carbón. Y las reservas de deuterio en el Océano Mundial son verdaderamente colosales: alrededor de 1015 toneladas. El agua de tritio todavía tiene un uso limitado y actualmente también se usa principalmente en reacciones termonucleares. también en investigaciones fisicoquímicas y biológicas como moléculas HTO radioactivas marcadas. Dada la diversidad de la composición isotópica del hidrógeno y el oxígeno, gran parte Se puede argumentar confiabilidad sobre la presencia de 36 variedades isotópicas de agua natural.
ISÓTOPOS EN EL AGUA
El hidrógeno del agua tiene tres isótopos: protio 1 H (protón + electrón), deuterio 2 H o D (protón + neutrón + electrón), tritio 3 H o T (protón + dos neutrones + electrón), s números de masa 1, 2 y 3, respectivamente El protio y el deuterio son isótopos estables. El tritio - beta es radiactivo, la vida media es de 12,26 años. Los átomos de H son grados variables excitación.
Además del hidrógeno, también se encontraron isótopos en el oxígeno, hay cinco de ellos, excepto el conocido isótopo estable O 16 (con un peso molecular de 16). Tres de ellos resultaron ser radiactivos - O 14, O 15 y O 19, y O 17 y O 18 - estables. O 16, O 17 y O 18 se encuentran en todas las aguas naturales
En términos de propiedades físicas, el agua pesada con oxígeno difiere menos del agua común que el agua pesada con hidrógeno. Se obtiene a partir de agua natural por destilación fraccionada y se utiliza como fuente de fármacos con oxígeno marcado.
Dependiendo de los tipos y contenido de isótopos de hidrógeno (H, D, T) y oxígeno (O 14, O 15, O 16, O 17, O 18, O 19), del grado de pureza y contaminación, los investigadores distinguen en un mil variedades agua potable.
PROPIEDADES BIOLÓGICAS DEL AGUA CON DIFERENTE COMPOSICIÓN ISOTÓPICA
El agua enriquecida con deuterio, tritio, isótopos pesados y radiactivos de oxígeno es dañina para todos los seres vivos y humanos.
Como medio universal en el que tienen lugar todas las reacciones biológicas, el agua ligera aumenta la velocidad de estas reacciones en comparación con el agua de composición isotópica natural. Este efecto se conoce como efecto isotópico cinético del solvente. Las propiedades de transporte del agua ligera se han probado estudiando el efecto de los isotopólogos pesados en la composición del agua natural sobre la dinámica de la excreción del colorante azul de metileno del sistema olfativo de las ranas con garras. La purificación del agua a partir de isotopólogos pesados tiene el efecto más fuerte en el aparato energético de una célula viva. El agua ligera exhibe actividad antitumoral, que se muestra en el trabajo de científicos realizado en centros de investigación. diferentes paises. Se han confirmado las propiedades toxicoprotectoras del agua ligera. Estudios experimentales, de lo que se deduce que el agua ligera, purificada de isotopólogos pesados, elimina eficazmente toxinas y productos metabólicos del organismo debido a sus propiedades de transporte. También se observó el efecto del agua ligera en pacientes con diabetes tipo II. Los resultados de un estudio preclínico abierto que duró 90 días mostraron que bajo la influencia del agua ligera en voluntarios disminuyó nivel elevado glucosa en ayunas y reducción de la resistencia a la insulina.
Los efectos biológicos del agua pesada son:
reducción de biovelocidad reacciones químicas, respiración tisular Aumento de la viscosidad del protoplasma celular, tasa de envejecimiento del cuerpo Inducción de mutaciones, daño al acervo genético, cáncer, otras enfermedades Inhibición de la división celular, reducción del crecimiento Muerte de vertebrados superiores
Los parámetros del agua potable más importantes para la salud
Composición isotópica del agua potable
Este tema actualmente no es popular en Rusia, pero es extremadamente importante debido a sus perspectivas.
¿Qué es el agua - H 2 O - en términos de sus elementos constituyentes?
El 99,727 % corresponde a moléculas de agua compuestas de protio y oxígeno-16, es decir, a la fracción de 1 H 2 16 O moléculas.
El agua más pesada se presenta en proporciones: H 2 18 O - 73,5%; 1H217O - 14,7%; 1 HD 16 O - 11,5%. En el agua de las fuentes de agua dulce, el contenido de agua con hidrógeno pesado 1 HD 16 O es de aproximadamente 330 mg/litro, y el agua con oxígeno pesado 1 H 2 18 O es de aproximadamente 2 gramos/litro. Tales concentraciones son comparables al contenido de sal e incluso superan su límite. normas permitidas . El contenido de deuterio varía de 90 ppm en el agua helada de la Antártida a 180 ppm en las aguas del Sahara.
Está científicamente comprobado que el agua natural con un contenido reducido de isótopos pesados de hidrógeno y oxígeno tiene propiedades estimulantes y propiedades medicinales. Aquellas. celula viva reacciona incluso a un pequeño cambio en el contenido de isótopos pesados en el agua.
El deuterio es un inhibidor universal de la vida. Siempre está presente en cualquier agua. Su concentración determina la calidad del agua potable.
Si consideramos el deuterio como un oligoelemento, que forma parte no solo del agua, sino también de los compuestos orgánicos más importantes, entonces, en términos de importancia, puede colocarse en uno de los primeros lugares, si no en el primero. Entre otros elementos del cuerpo humano, el D aparece justo detrás del sodio. Su contenido en el plasma sanguíneo es 4 veces más que el potasio, 6 veces más que el calcio, 10 veces más que el magnesio y mucho más que el contenido de oligoelementos esenciales como flúor, hierro, yodo, cobre, manganeso y cobalto. Todo el mundo sabe sobre el calcio. ¿Quién presta atención al deuterio?
En casa, es imposible purificar completamente el agua del deuterio, y esto no es necesario. Para obtener un efecto curativo, solo es importante reducir su concentración. Desde Opciones Disponibles método conocido de preparación de agua protium. La esencia del método es congelar agua filtrada en el refrigerador. Cuando aparece el primer hielo en la superficie del agua y en las paredes del recipiente, se debe verter el agua en otro recipiente, y se debe desechar el hielo, porque. contendrá una mayor concentración de deuterio. La razón de esto es que el agua pesada se congela a +3,8°C. A pesar de la fiabilidad aparentemente obvia de este método, no proporciona una reducción significativa en el contenido de agua pesada, porque de hecho, no es el agua pesada la que se congela primero, sino el agua más cercana a las paredes frías del recipiente. Sin embargo, si el agua se agita activamente durante su enfriamiento, entonces los cristales formados en ella contienen una mayor concentración de agua pesada.
La reducción de la concentración de agua pesada incluso en un 2-3 % aumenta drásticamente las propiedades bioestimulantes del agua.
Accesorios para determinar la concentración de deuterio no se conocen.
Se desconocen los electrodomésticos para preparar agua ligera.
Pero uno de los saltos revolucionarios en la calidad de la preparación del agua potable en los próximos años se dará en esta dirección.
Glosario
Isótopo- un átomo del mismo elemento químico, cuyo núcleo tiene el mismo número de protones que el elemento principal, pero cantidad diferente neutrones. Debido a esto, los isótopos tienen diferentes masas atómicas.
protio- un isótopo estable de hidrógeno con un número de masa de 1. El núcleo de un átomo de protio consta de un protón.
Deuterio- D, 2 H, hidrógeno pesado, un isótopo estable de hidrógeno con un número de masa de 2. gran diferencia en las masas de D y 1 H provoca una diferencia significativa en sus propiedades (por ejemplo, las velocidades de algunas reacciones químicas difieren entre 5 y 10 veces para las sustancias que contienen D y 1 H).
tritio- el isótopo más pesado de hidrógeno con un número de masa de 3.
ppm- partes por millón - número de partes por millón.
El estudio de los isótopos de oxígeno (O 16, O 17, O 18) e hidrógeno (H 1, H 2, H 3) mostró que, dependiendo de sus combinaciones, 18 varios tipos agua. Atención especial ahora atraído pesado o muerto agua (H 2 2 O o D 2 O), que difiere del agua común en sus propiedades biológicas especiales. Las semillas no germinan en él, es mortal para varios organismos. Sin embargo, el contenido de esta agua suele ser insignificante y no tiene un efecto nocivo. El agua pesada tiene una densidad de 1.106, la densidad máxima es de + 11.8 0 С, t bp. \u003d 101.42 0, t derretir. = 3,82.
El estudio de los isótopos de hidrógeno ha demostrado que su fraccionamiento natural depende de muchos factores. Con el aumento de la edad de las aguas (aguas sedimentarias), aumenta la cantidad de deuterio; el agua de cristalización, así como el agua contenida en los tejidos de plantas y animales, resultó ser más pesada que el agua ordinaria. El agua extrapesada (T 2 O 18 o H 2 3 O 18) tiene una densidad de 24, es decir es un 33% más pesado que el agua ordinaria. Gravedad específica es 1.332, t kip. 103-105 0 C, punto de fusión del hielo 8-10 0 , punto de mayor densidad 18-20 0 C.
Algunos investigadores (A.S. Uklonsky y otros) creen que el oxígeno O 16 es característico del agua atmosférica, el agua en la superficie de la Tierra y agua subterránea alimentado por la precipitación atmosférica; O 17 - para los océanos, y O 18 - para las aguas profundas de la litosfera. Es muy posible que la variabilidad de la composición isotópica del agua, junto con la estructura, sea una de las razones de la manifestación de anomalías inherentes al agua.
14.4 Propiedades físicas del agua
Las principales propiedades físicas de las aguas naturales, que generalmente se determinan en estudios hidrogeológicos, incluyen: temperatura, color, transparencia, sabor, olor y gravedad específica.
Temperatura.
La temperatura del agua subterránea varía ampliamente: desde menos en el área de permafrost (-13.5 0 С) hasta la temperatura de los vapores sobrecalentados (>120 0 С) en áreas de actividad volcánica joven y a grandes profundidades. La temperatura del agua tiene un cierto efecto sobre composición química. Un aumento de la temperatura aumenta la velocidad de movimiento de las moléculas en solución y la velocidad de la mayoría de las reacciones físicas y químicas (regla de Ostwald). La determinación de la temperatura del agua se realiza con varios termómetros, se utilizan los llamados termómetros de resorte (perezosos), así como de máxima y mínima. Más sensibles y precisos son los termómetros eléctricos y los sensores electrónicos.
Transparencia.
La transparencia del agua depende de la cantidad de partículas suspendidas en ella. Cualitativamente, se determina en un tubo de ensayo en el que se vierten 10 ml de agua. Mirando desde arriba, determine el grado de transparencia del agua según la nomenclatura: transparente, ligeramente opalescente, opalescente, ligeramente turbia, turbia, muy turbia. La determinación cuantitativa de la transparencia se lleva a cabo en un dispositivo: un cilindro con un fondo de suelo plano tridimensional, graduado en centímetros de altura. La transparencia se expresa en centímetros de altura de columna con una precisión de 0,5 cm. Para determinar la cantidad de partículas suspendidas, se agita una muestra de agua (0,5-1,0 l) y se filtra a través de un crisol pesado con un fondo poroso oa través de un filtro pesado, luego se seca y se pesa. En el caso de un cambio en la transparencia del agua durante el reposo, caracterizan el precipitado (ninguno, insignificante, notable, grande) y en calidad (cristalino, escamoso, limoso, arenoso, etc.) indicando su color.
Color.
El color del agua caracteriza hasta cierto punto su calidad. químicamente agua pura es incoloro, y sólo en una capa de varios metros de espesor adquiere un color azul. Dar color al agua impurezas mecánicas. El color amarillento es típico de las aguas de los pantanos que contienen sustancias húmicas. A veces el agua tiene color de té (R. Chaya). El agua se vuelve negra debido a la formación de monosulfuro de hierro en condiciones superficiales, luego de su extracción desde una profundidad.
Se realiza una determinación cualitativa del color en agua clara, en un tubo de ensayo, bajo el cual se sustituye papel blanco. El color del agua se caracteriza de la siguiente manera: incolora, verdosa, amarillenta, parda, etc.
La determinación cuantitativa se lleva a cabo comparando el agua de ensayo, vertida en un cilindro de vidrio incoloro de 100 ml y 20 cm de altura, con una solución estándar de platino-cobalto, vertida en el mismo cilindro, cuando se observa sobre un fondo blanco.
Gusto.
El sabor del agua depende de la composición de las sustancias disueltas en ella. Por ejemplo, el sabor salado es causado por NaCl, amargo por MgSO 4 , oxidado o tinto por sales de hierro. Las aguas ricas en materia orgánica tienen un sabor dulzón.
Para determinar el sabor, el agua se calienta a 30 0 C, se llevan a la boca unos 15 ml y se mantienen durante varios segundos. Distinguir: salado, amargo, dulce y sabor agrio, así como retrogusto: cloro, pescado, metálico, etc.
Oler.
El olor del agua indica la presencia de gases de origen bioquímico (H 2 S, etc.) o la presencia de sustancias orgánicas en descomposición.
Calientan el agua en un tubo de ensayo con un tapón y luego la huelen, la naturaleza del olor: inodoro, sulfuro de hidrógeno, pantano, arcilla, moho, etc. por puntos (de 0 a 5).
Gravedad específica (densidad, g/cm 3 ).
Depende del valor de mineralización, temperatura, saturación de gas, etc.). Se determina: aproximadamente, por un hidrómetro, exactamente, por un picnómetro, a una temperatura determinada.
Tanto el oxígeno como el hidrógeno tienen isótopos naturales y artificiales. Dependiendo del tipo de isótopos de hidrógeno incluidos en la molécula, emiten los siguientes tipos agua:
Agua ligera (el componente principal del agua familiar para las personas) H2O.
Agua pesada (deuterio) D2O.
Agua superpesada (tritio) T2O.
Tritio Deuterio Agua TDO
Tritio Protio Agua THO
Agua de deuterio protium DHO
Los últimos tres tipos son posibles porque la molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno. El protio es el isótopo más ligero del hidrógeno. El deuterio tiene una masa atómica de 2,0141017778 uma El tritio es el más pesado, con una masa atómica de 3,0160492777 uma.
Se sabe que el agua pesada no sustenta la vida, es decir, la mayoría de los organismos vivos (a excepción de algunos microorganismos y hongos) mueren en dicha agua.
Según los isótopos estables de oxígeno 16O, 17O y 18O, existen tres tipos de moléculas de agua. Así, según la composición isotópica, hay 18 moléculas de agua diferentes. De hecho, cualquier agua contiene todo tipo de moléculas.
Los átomos de hidrógeno y oxígeno que forman agua u óxido de hidrógeno pueden tener diferentes números de masa y diferir entre sí en su propiedades físicas y químicas, pero al mismo tiempo tienen la misma carga eléctrica de los núcleos atómicos y por lo tanto ocupan en sistema periódico elementos en el mismo lugar. Estas variedades de átomos del mismo elemento químico se denominan isótopos.
Se conocen cinco hidrógenos y cinco oxígenos. Cierto, dos de ellos (4H, 5H, 14O y 15O) son radiactivos y de vida muy corta. Por ejemplo, la duración de la existencia de hidrógeno-4 es 4 10-11 seg. Dichos isótopos de vida corta están excluidos de nuestra consideración.
Por lo tanto, los siguientes isótopos de hidrógeno son los más conocidos: protio 1H (con una masa atómica relativa de 1) deuterio 2H o D (con una masa atómica relativa de 2) y tritio 3H o T (con una masa atómica relativa de 3) el hidrógeno más pesado, pero débilmente radiactivo (su vida media es de 12,3 años), e isótopos de oxígeno: 16O, 17O y 18O. Estos seis isótopos pueden formar 18 especies isotópicas de agua: 1H216O; 1HD16O; D216O; 1HT16O; DT16O; T2O16; 1H217O; 1HD17O; D217O; lHT17O; DT17O; T217O; 1H218O; 1HD18O; D218O; 1HT18O; DT18O; T218O.
El tritio y el oxígeno-17 se encuentran en las aguas naturales solo en forma de trazas, y el deuterio y el oxígeno-18 se encuentran en cantidades tangibles, que presentamos en la Tab. 2, donde al mismo tiempo estas cantidades condicionales se comparan con el contenido en agua de mar algunos otros elementos.
Combinando los componentes isotópicos del agua natural, podemos decir lo siguiente: las aguas terrestres contienen un 99,75% de agua “ligera”, un 0,18% de oxígeno pesado y un 0,017% de hidrógeno pesado. Por supuesto, estos son promedios aproximados. En la Tierra hay un átomo de deuterio por cada 6800 átomos de protio, y en el espacio interestelar ya hay un átomo de deuterio por cada 200 átomos de protio.
El deuterio se forma por la división de los núcleos de helio, cuando chocan entre sí y un protón captura un neutrón.
El agua atmosférica en el proceso de circulación se enriquece con deuterio como resultado de la disipación de protio en el espacio exterior. es gracias a esto agua de lluvia más rico en hidrógeno pesado.
El tritio puede ingresar a la atmósfera como resultado de procesos cósmicos, así como enriquecer el agua de la tierra, aunque en cantidades muy pequeñas, con agua superpesada.
Hay un exceso de oxígeno pesado-18 en la atmósfera, que se produce como resultado de la descomposición de las plantas que lo contienen en cantidades crecientes.
Las variedades isotópicas de agua difieren principalmente en sus características fisicoquímicas. El deuterio es altamente higroscópico y absorbe con avidez la humedad del aire y de las paredes del recipiente. La solubilidad de algunas sales en agua pesada es notablemente menor que en agua ordinaria; con un aumento en el contenido de deuterio, se observa una disminución en la velocidad de algunas reacciones.
El hidrógeno del agua tiene tres isótopos: protio 1H (protón + electrón), deuterio 2H o D (protón + neutrón + electrón), tritio 3H o T (protón + dos neutrones + electrón), con números de masa 1, 2 y 3, respectivamente. El protio y el deuterio son isótopos estables. El tritio - beta es radiactivo, la vida media es de 12,26 años. Los átomos de H vienen en diferentes grados de excitación.
Además del hidrógeno, también se encontraron isótopos en el oxígeno, hay cinco de ellos, excepto el conocido isótopo estable O16 (con un peso molecular de 16). Tres de ellos resultaron ser radiactivos, O14, O15 y O19, y O17 y O18, estables. O16, O17 y O18 están contenidos en todas las aguas naturales, y su relación (con fluctuaciones de hasta el 1%) es la siguiente: 4 partes de O17 y 20 partes de O18 caen en 10.000 partes de O16.
En términos de propiedades físicas, el agua pesada con oxígeno difiere menos del agua común que el agua pesada con hidrógeno. Se obtiene a partir de agua natural por destilación fraccionada y se utiliza como fuente de fármacos con oxígeno marcado.
Teniendo en cuenta toda la diversidad de la composición isotópica de hidrógeno y oxígeno, se puede hablar de una amplia variedad de variedades isotópicas de agua. Nueve de ellos incluyen solo isótopos estables y constituyen el contenido principal del agua natural. Predomina el agua ordinaria H12O16 (99,73 %), seguida de las aguas pesadas con oxígeno H12O17 (0,04 %) y H12O18 (0,2 %), así como la variedad isotópica de agua pesada H1D1O16 (0,03 %).
El oxígeno en una persona es un 60%, pero por el número de átomos, todos los seres vivos son 2/3 átomos de hidrógeno y ¼ de átomos de oxígeno. Relación de isótopos: P:D = 1:4700 en aguas continentales, P:D = 1:6800 átomos en agua de mar. Es decir, la concentración en aguas continentales D = 0,0135 at.% o 0,015 wt%, en agua de mar D = 0,015 at.% o 0,017 wt%. En el agua natural, el contenido de tritio es insignificante, solo del 10 al 18 por ciento atómico. Sin embargo, también se encuentra en el agua potable.
Dado que el Universo consiste principalmente en átomos de hidrógeno, los núcleos cósmicos de protones de hidrógeno, al penetrar en la atmósfera, capturan O2 y forman H2O. Esta agua contiene mucho tritio y deuterio. Todos los días, 1,5 toneladas de agua deuterada con tritio caen a la Tierra. Por tanto, la principal fuente natural de tritio, deuterio y oxígeno radiactivo es la atmósfera.
Las moléculas de agua difieren entre sí en su composición isotópica. Actualmente, se conocen 5 isótopos diferentes de hidrógeno. De estos, solo dos son estables: el protio más liviano, con una masa atómica de 1, se denota con el símbolo 1H, consta de 1 protón y 1 electrón, y el hidrógeno pesado, o deuterio con una masa atómica de 2, es denotado por el símbolo 2D - consta de 1 protón, 1 neutrón y 1 electrón. El tercer hidrógeno superpesado (con una masa atómica de 3) consta respectivamente de 1 protón, 2 neutrones y 1 electrón. El tritio es radiactivo, con una vida media de unos 12,3 años. La vida útil de otros isótopos no supera unos pocos segundos.
El oxígeno tiene seis isótopos: O14, O15, O16, O17, O18 y O19. Tres de ellos: O16, O17 y O18 son estables, y O14, O15 y O19 son isótopos radiactivos. Los isótopos estables de oxígeno se encuentran en todas las aguas naturales: su relación es la siguiente: por 10.000 partes de O16 hay 4 partes de O17 y 20 partes de O18.
Los efectos isotópicos o isotópicos del agua se basan en diferencias en las propiedades de los isótopos de hidrógeno y oxígeno, debido a la diferencia en sus masas atómicas, momentos de inercia y la fuerza de los enlaces químicos correspondientes. La diferencia relativa en las masas de los isótopos es tanto menor cuanto mayor es el número atómico del elemento. Para los isótopos de hidrógeno, es del 100 % para el deuterio D (2H) y del 200 % para el tritio T (3H) en comparación con el protio H (1H). Por lo tanto, para el hidrógeno, los efectos isotópicos son más pronunciados.
Hay 42 isótopos (las combinaciones de diferentes átomos de isótopos dan un conjunto de moléculas de isótopos) de agua (incluidos los isótopos estables e inestables de hidrógeno y oxígeno). De estas, treinta y tres moléculas de agua son radiactivas y nueve son moléculas de agua estables y estables.
La probabilidad de formación de moléculas con diferente composición isotópica no es la misma. La más común es la molécula con la masa más pequeña, que consiste en hidrógeno - 1 (protio) y oxígeno - 16. El contenido de otras moléculas más pesadas en la naturaleza no supera el 0,23%, el contenido de modificaciones isotópicas del agua en la naturaleza se presenta en Mesa. uno.
tabla 1
En la fig. La Figura 6 muestra que la cantidad de 2H en la humedad atmosférica y en las aguas naturales depende del clima, la proximidad de la región a los mares y glaciares y la altitud sobre el nivel del océano. En la práctica mundial, se acostumbra expresar el contenido de deuterio en ‰ o ppm. Ppm es el número de monodeuterados
moléculas de agua por 1 millón de moléculas que contienen solo el isótopo ligero 1H. A medida que el agua se evapora de la superficie del océano, el contenido de deuterio cambia en 20 ppm.
Arroz. 6. Fraccionamiento del hidrógeno en el ciclo atmosférico del agua
En depósitos cerrados, hay más agua pesada, ya que, en comparación con el agua ordinaria, se evapora con menos intensidad. Por lo tanto, hay más agua pesada en áreas con clima cálido.
La superficie del océano también está enriquecida en deuterio en el ecuador (155 ppm) y en los trópicos, donde es frecuente precipitación, durante cuya formación tienen lugar procesos de condensación de agua a partir de la fase de vapor, y el agua pesada se condensa más rápido que el agua ligera, por lo tanto, la precipitación se enriquece con agua pesada.
El contenido más bajo de 2H en vapor de agua sobre hielo antártico≈ 90 ppm. La proporción de deuterio en el hielo de Groenlandia también es pequeña (126 ppm). El contenido de deuterio en aguas naturales. varios orígenes se muestra en la Tabla. 2.
Vale la pena prestar atención al hecho de que el contenido de deuterio en las aguas naturales de la región de Irkutsk es más bajo que en la parte europea de Rusia y en Europa. Entonces, D / H en Baikal es 137.0 ppm, y en algunos fuentes minerales- 132,0 ppm, mientras que el contenido de D en fuentes similares en Europa es de al menos 145-150 ppm. Tales datos
se puede utilizar para identificar la fuente de mineral
y agua de mesa (Cuadro 2).
Tabla 2
Según la composición isotópica, se distinguen aguas ligeras, pesadas y semipesadas.
El agua con solo isótopos ligeros no se encuentra en la naturaleza. El agua cero consiste en hidrógeno ligero puro y oxígeno atmosférico. Esta agua se elige como referencia: tiene una composición muy constante. Es conveniente comparar agua de composición desconocida con ella: al determinar la diferencia de densidad, es fácil encontrar el contenido de deuterio. Formalmente, el agua de protio se llama agua ligera. Se considera que el patrón de trabajo del agua ligera es una mezcla de variedades de agua de la composición 1H216O, 1H217O y 1H218O, tomadas en la misma proporción en la que los isótopos de oxígeno correspondientes están presentes en el aire.
El agua pesada es agua en la que el protio se reemplaza completamente por deuterio y se representa por la fórmula D2O. La composición isotópica del oxígeno en esta agua suele corresponder a la composición del oxígeno atmosférico. La densidad del agua pesada es de 1104 kg/m3. El agua pesada hierve a una temperatura más alta y se congela a una temperatura más baja que el agua ligera.
Semi-pesada es agua con moléculas HDO mixtas. Está presente en cualquier agua natural, pero es imposible obtenerlo en su forma pura, porque las reacciones de intercambio de isótopos siempre tienen lugar en el agua. Los átomos de los isótopos de hidrógeno son muy móviles y se mueven continuamente de una molécula a otra. No es difícil preparar agua, cuya composición promedio corresponderá a la fórmula del agua semipesada. Pero debido a la reacción de intercambio, será una mezcla de moléculas con diferente composición isotópica H2O, HDO, D2O.
Además de todas las aguas enumeradas, todavía hay agua de oxígeno pesado con una masa atómica de oxígeno 18.
Las modificaciones isotópicas de las moléculas de agua han acción diferente sobre la estructura del agua. Por ejemplo, la autoorganización de la estructura ordenada de la capa de agua cercana a la superficie ocurre como resultado de su estabilización por moléculas de HDO, que tienen una energía de asociación más alta que las moléculas de H2O.
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